O Acidez do Vinagre

SUMÁRIO

• OBJETIVO......................................................................................... 4

• INTRODUÇÃO................................................................................... 5

• MATERIAIS E REAGENTES............................................................. 6

• PROCEDIMENTOS........................................................................... 7

• CONCLUSÃO.................................................................................... 8

• REFERÊNCIAS BIBIOGRÁFICAS.................................................... 9

• ANEXO - FUNÇÃO DA FENOLFTALEÍNA....................................... 10-13

• ANEXO - APLICAÇÕES DO ÁCIDO ACÉTICO................................ 14-15

OBJETIVO

Determinar a acidez total do vinagre com o ácido acético, por meio de titulação.

INTRODUÇÃO

Este experimento será realizado com o objetivo de determinar a porcentagem de ácido acético que existe no vinagre, ou seja, determinar o seu teor de acidez, realizando uma titulação de um ácido forte em uma base fraca.

Materiais e Reagentes

1- Bureta

2- Suporte Universal

3- Garra

4- Becker 2

5- Funil

6- Pisseta

7- Proveta 10 ml

8- Erlenmeyer

9- Pipeta 2 ml

10- Pera

11- Água Destilada

12- Vinagre

13- Solução de Hidróxido de Sódio 0,1M (fc = 0,970)

PROCEDIMENTOS

• Com o auxílio da pipeta e da pera, pipetamos 1,0 ml de vinagre e transferirmos para o erlenmeyer.

• Utilizando a pisseta, foram medidos 15 ml de água destilada na proveta, em seguida foi transferido para o becker.

• Foram adicionados no becker 3 gotas de fenolftaleína, sendo que já possuía bico dosador, dispensando o auxílio do conta gotas.

• Usando o suporte universal, a bureta foi fixada com a ajuda da garra.

• Enchemos a bureta com a solução de Hidróxido de Sódio 0,1M.

• Gotejamos a solução da bureta no erlenmeyer, agitando constantemente.

• Observamos que a substância mudava a coloração, tornando-se cada vez mais clara, após chegar ao resultado esperado, fechamos a torneira da bureta.

• Valor gasto na bureta 34,5 ml.

CONCLUSÃO

Concluímos que a solução ácida atingiu o ponto de viragem e a solução mudou de cor (rosa claro). Quando essa mudança ocorre, à titulação se conclui por completo.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

• Operação Básica em Laboratório

• http://formatacaoabnt.blogspot.com.br/search?updated-max=2011-10-07T19:29:00-07:00&max-results=6&start=18&by-date=false

• http://www.brasilescola.com/quimica/Acido-acetico.htm

• http://www.mundoeducacao.com/quimica/indicadores-acido-base.htm

ANEXO

Função da Fenolftaleína

A fenolftaleína é um exemplo de indicador ácido-base sintético que fica rosa em meio básico e incolor em meio ácido.

Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio.

O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ( ou H3O+) em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução.

Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico.

A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio.

Abaixo temos alguns exemplos de soluções do cotidiano com o pH próximo ao indicado pela escala, a 25ºC. No entanto, geralmente os valores de pH e pOH (potencial hidroxiliônico – indica a concentração de íons OH-, sendo que quanto maior, mais básico é o meio) são decimais.

Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH.

O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Veja um exemplo:

Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada

(cor A) (cor B)

Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B.

Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades

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